氧化还原反应知识点总结材料
最全氧化还原反应知识点总结
一、氧化还原基本概念1、四组重要概念间的关系(1)氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化(或电子转移)的化学变化叫氧化还原反应。
氧化还原反应的特征：元素化合价的升降；氧化还原反应的实质：电子转移。
(2)氧化反应和还原反应：在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高(或者说物质失去)电子的反应成为氧化反应；反应物所含元素化合价降低(或者说是物质得到电子)的反应称为还原反应。
(3)氧化剂、还原剂是指反应物。
所含元素化合价降低的物质叫做氧化剂，所含元素化合价升高的物质叫做还原剂。
(4)氧化产物、还原产物是指生成物。
所含元素化合价升高被氧化，所得产物叫做氧化产物，所含元素化合价降低被还原，所得产物叫做还原产物。
关系：口诀：化合价升．高，失．电子，被氧．化，还．原剂，氧．化反应；（升失氧还氧）化合价降．低，得．电子，被还．原，氧．化剂，还．原反应；（降得还氧还）2、氧化还原反应与四种基本反应类型注意：有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应均为氧化还原反应。
二、氧化还原反应的有关计算1．氧化还原中的电子转移表示法(1)双线侨法：在反应物和生成物之间表示电子转移结果，该法侧重于表示同一元素的原子或离子间的电子转移情况，如注意：○1线桥从方程式的左侧指向右侧；○2箭头不表示得失，只表示变化，所以一定要标明“得”或“失”。
(2)单线桥法：在反应物中的还原剂与氧化剂之间箭头指向氧化剂，具体讲是箭头从失电子的元素出发指向得电子的元素。
如三、氧化还原反应的类型1．还原剂+氧化剂氧化产物+还原产物此类反应的特点是还原剂和氧化剂分别为不同的物质，参加反应的氧化剂或还原剂全部被还原或氧化，有关元素的化合价全部发生变化。
例如：2．部分氧化还原反应此类反应的特点是还原剂或氧化剂只有部分被氧化或还原，有关元素的化合价只有部分发生变化，除氧化还原反应外，还伴随非氧化还原反应。
例如3．自身氧化还原反应自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间，即同一种物质中的一种元素被氧化，另一种元素被还原，该物质既是氧化剂又是还原剂；也可以发生在同一物质的同种元素之间，即同一物质中的同一种元素既被氧化又被还原。
氧化还原反应知识点总结
氧化还原反应知识点总结氧化还原反应是化学中非常重要的一种反应类型，也是化学中最常见的一种反应。
在氧化还原反应中，原子、离子或者分子之间的电子转移是关键，使得氧化剂得到电子，而还原剂失去电子。
本文将从氧化还原反应的定义、特点、常见类型及应用等方面进行总结。
一、氧化还原反应的定义及特点氧化还原反应又被称为电子转移反应，是指化学反应中原子、离子或者分子之间电子的转移过程。
氧化剂是一种能够接受电子的物质，它在反应中被还原；还原剂是一种能够失去电子的物质，它在反应中被氧化。
氧化还原反应中的电子转移一般伴随着原子的形态变化，因此在氧化还原反应中，原子数目保持不变。
1.电子转移：氧化还原反应中，电子的转移是关键步骤。
当一个物质失去电子时，它被氧化；当一个物质得到电子时，它被还原。
2.氧化剂和还原剂：氧化剂是一种能够接受电子的物质，它在反应中被还原，即电荷数目减少。
还原剂是一种能够失去电子的物质，它在反应中被氧化，即电荷数目增加。
3.氧化数：在氧化还原反应中，通过氧化数可以确定物质的氧化程度。
氧化数是一个与电荷数目相关的指标，氧化剂的氧化数变小，还原剂的氧化数变大。
4.双电子转移反应：大多数氧化还原反应都是双电子转移反应，即一个物质失去两个电子，而另一个物质获得这两个电子。
二、氧化还原反应的常见类型根据氧化还原反应的类型不同，可以将其分为以下几类：1.金属与非金属的反应：金属与非金属发生氧化还原反应，通常是金属失去电子而被氧化，非金属接受电子而被还原。
例如，2Na+Cl2->2NaCl。
2.非金属元素间的反应：非金属元素在反应中能同时发生氧化和还原过程。
例如，2H2+O2->2H2O。
3.金属氧化物的还原：金属氧化物与还原剂反应，金属氧化物被还原成金属，而还原剂被氧化。
例如，Fe2O3+3CO->2Fe+3CO24.单质的氧化：一些物质直接与氧气反应，发生氧化还原反应。
例如，C+O2->CO25.氧化剂数目的改变：氧化剂数目的改变也是氧化还原反应的一种类型。
高中化学知识点总结氧化还原反应
三、氧化還原反應1、準確理解氧化還原反應の概念1.1 氧化還原反應各概念之間の關係（1）反應類型：氧化反應：物質所含元素化合價升高の反應。
還原反應：物質所含元素化合價降低の反應。
氧化還原反應：有元素化合價升高和降低の反應。
（2）反應物：氧化劑：在反應中得到電子の物質還原劑：在反應中失去電子の物質（3）產物：氧化產物：失電子被氧化後得到の產物還原產物：得電子被還原後得到の產物（4）物質性質：氧化性：氧化劑所表現出得電子の性質還原性：還原劑所表現出失電子の性質（5）各個概念之間の關係如下圖例題1：下列變化過程屬於還原反應の是( D )→MgCl2→Na+→CO2 D. Fe3+→Fe例題2：下列化學反應不屬於氧化還原反應の是（ C ）A、3Cl2 + 6KOH =5KCl + KClO3 + 3H2OB、2NO2 + 2NaOH =NaNO3 +NaNO2 +H2OC、SnCl4 + 2H2O = SnO2 + 4HClD、3CCl4 + 2K2Cr2O7 = 2CrO2Cl2 + 3COCl2 +2KCl1.2 常見の氧化劑與還原劑(1)物質在反應中是作為氧化劑還是作為還原劑，主要取決於元素の化合價。
①元素處於最高價時，它の原子只能得到電子，因此該元素只能作氧化劑，如+7價のMn 和+6價のS②元素處於中間價態時，它の原子隨反應條件不同，既能得電子，又能失電子，因此該元素既能作氧化劑，又能作還原劑，如0價のS和+4價のS③元素處於最低價時，它の原子則只能失去電子，因此該元素只能作還原劑，如-2價のS(2)重要の氧化劑①活潑非金屬單質，如F2、Cl2、Br2、O2等。
②元素處於高價時の氧化物、高價含氧酸及高價含氧化酸鹽等，如MnO2，NO2；濃H2SO4，HNO3；KMnO4，KClO3，FeCl3等。
③過氧化物，如Na2O2，H2O2等。
(3)重要の還原劑①金屬單質，如Na，K，Zn，Fe等。
②某些非金屬單質，如H2，C，Si等。
氧化还原反应相关知识点
一、常见氧化剂和还原剂1、常见的氧化剂（易得电子的物质）①活泼的非金属单质。
例：O2、X2(F2、Cl2、Br2、I2)等。
②含高价元素的含氧化合物。
例如：KMnO4、K2GrO4、KNO3、KClO3等。
③有氧化性的含氧酸。
例如：稀KNO3、浓HNO3、HClO3、HClO等。
④某些氧化物。
例如：MnO2、CuO等。
⑤某些过氧化物。
如：Na2O2、H2O2等。
⑥某些盐中的高价金属离子。
例如：Ag+、Hg+、Fe3+、Cu2+等。
⑦某些混合酸。
例如：王水（一体积HNO3和3体积浓HCl的混合物）。
2、常见的还原物（易失电子的物质）。
①活泼的金属。
例如：Na、Mg、Al、Zn等。
②含有低价元素的化合物。
例如：NH3、H2S、HI等。
③某些低价含氧酸及其盐。
例如：H2SO3、Na2SO3、NaNO2等。
④某些低价的非金属氧化物。
例如：CO、NO等。
⑤某些盐溶液中的较低价态的金属阳离子。
例如：Fe2+、Cu+、等。
⑥某些非金属单质。
例如：C、Si、H2等。
⑦某些有机化合物。
例如：CH3CHO、等二、氧化性和还原性1．氧化性氧化性：物质（单质或化合物）在化学反应中得到（或吸引）电子的能力成为物质的氧化性，非金属单质、金属元素高价态化合物、某些含氧酸及其盐都有较强的氧化性。
非金属单质的氧化性强弱与元素的非金属十分相似，元素的非金属性越强，单质的氧化性就越强。
F2是氧化性最强的非金属单质，氧化性规律有：a)活泼金属阳离子的氧化性弱于不活泼金属阳离子的氧化性，如Na+<Ag+；b)变价金属中，高价态的氧化性强于低价态氧化性，如Fe3+、>Fe2+、MnO4-> MnO42->MnO2等。
c）、含氧酸的氧化性往往是价态越高、氧化性越强，如HNO3>HNO2;浓度越大，氧化性越强，如：浓HNO3>稀HNO3、浓H2SO4>稀H2SO4.2．还原性还原性：物质在化学反应中失去电子的能力成为该物质的还原性。
氧化还原反应知识点归纳
氧化还原反应知识点归纳（氧化还原反应中的概念与规律；氧化还原反应的表示方法及配平。
）氧化还原反应中的概念与规律:一、五对概念在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。
它们的名称和相互关系是：二、五条规律1、表现性质规律同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
2、性质强弱规律3、反应先后规律在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。
例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+4、价态归中规律含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。
5、电子守恒规律在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。
三．物质氧化性或还原性强弱的比较:（1）由元素的金属性或非金属性比较<1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱（2）由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。
如：前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。
同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。
（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。
如，根据铁被氧化程度的不同，可判断氧化性：。
同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。
（4）根据反应方程式进行比较氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物（5）根据元素周期律进行比较一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。
(完整版)氧化还原反应知识点总结
i r氧化还原反应氧化还原反应与四大基本反应类型的关系①置换反应都是氧化还原反应；②复分解反应都不是氧化还原反应；③有单质生成的分解反应是氧化还原反应；④有单质参加的化合反应也是氧化还原反应。
从数学集合角度考虑：氧化还原反应的概念1.基本概念.氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物概念定义注意点氧化反应物质失去电子的反应物质失去电子的外部表现为化合价的升高还原反应物质得到电子的反应物质得到电子的外部表现为化合价的降低被氧化元素失去电子的过程元素失去电子的外部表现为化合价的升高被还原元素得到电子的过程元素得到电子的外部表现为化合价的降低氧化产物通过发生氧化反应所得的生成物还原产物通过发生还原反应所得的生成物氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一种产物，也可以是不同产物，还可以是两种或两种以上的产物。
如反应4FeS 2+11O 2=2Fe 2O 3+8SO 2中，Fe 2O 3和SO 2均既为氧化产物，又为还原产物。
氧化剂得到电子的反应物常见氧化剂：(1)活泼的非金属单质；如卤素单质(X 2)、O 2、S 等(2)高价金属阳离子；如Fe 3+、Cu 2+等(3)高价或较高价含氧化合物；如MnO 2、浓H 2SO 4、HNO 3、KMnO 4等(4)过氧化物；如Na 2O 2、H 2O 2等还原剂失去电子的反应物常见还原剂：①活泼或较活泼的金属；如K 、Na 、Z n 、Fe 等②一些非金属单质；如H 2、C 、Si 等③较低态的化合物；CO 、SO 2、H 2S 、Na 2SO 3、FeSO 4氧化性得到电子的能力物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有关，与得失电子的数目无关。
还原性失去电子的能力2.基本概念之间的关系：氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物[例1]金属钛（Ti ）性能优越，被称为继铁、铝制后的“第三金属”。
氧化还原反应知识点
氧化还原反应知识点
一、氧化还原反应规律
1.复分解反应不是氧化还原反应
2.置换反应一定是氧化还原反应
3.化合和分解反应不一定是氧化还原反应。
4.有单质参与的反应不一定是氧化还原反应（如石墨变成金刚石，氧气变臭氧）。
二、氧化还原反应的具体规律是
1．守衡律：氧化还原反应中，得失电子总数相等，化合价升降总值守衡
2．强弱律：反应中满足：氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物3．价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。
4．转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的化合价只接近而不交叉，最多只能达到同种价态
5．优先律：在同一氧化还原反应中，氧化剂遇多种还原剂时，先和最强还原剂反应
三、氧化还原反应类型
1.分子间的氧化还原反应
这是一种最普遍的氧化还原反应。
反应中，电子的得失或电子对的偏移发生在两种不同物质的分子之间。
2.分子内的氧化还原反应
在这类反应中，电子的转移发生在同一分子内的不同原子之间。
3.自身氧化还原反应
在这类反应中，电子的转移发生在同一分子里的同种价态、同种元素的原子上。
这种反应又称为歧化反应。
氧化还原反应知识点归纳
氧化还原反应知识点归纳一、概念：凡有元素化合价升降的反应。
二、特点：任何氧化还原反应中，氧化与还原同时并存缺一不可，而且得失电子总数相等。
三、有关概念关系：（1）氧化、被氧化。
同一概念。
指元素（原子或离子）失电子的反应，指反应过程，均指元素而言。
化合价升高。
（2）还原、被还原。
同一概念。
指元素（原子或离子）得电子的反应，指反应过程，均指元素而言，化合价降低。
（3）氧化性、氧化能力、氧化剂：同一概念。
指得电子的物质。
本身被还原，使对方被氧化指反应物。
（4）还原性、还原能力、还原剂：同一概念。
指失电子的物质。
本身被氧化，使对方被还原指反应物。
（5）氧化产物：还原剂失电子被氧化成的生成物。
（6）还原产物：氧化剂得电子被还原成的生成物。
四、价态与氧化剂、还原剂的关系：（1）元素为最低价态时，只具有还原性。
I-，S2-等。
（2）元素为最高价态时，只具有氧化性。
Fe3+，H+，S+6等。
（3）元素处于中间价态时，既具有氧化性，又具有还原性。
五、氧化还原反应与基本反应类型关系：（1）是化学反应的两种不同的分类法。
即氧化还原反应；非氧化还原反应。
（2）置换反应：一定是氧化还原反应。
复分解反应：一定是非氧化还原反应。
化合、分解反应：部份是氧化还原反应，部分是非氧化还原反应。
六、表示电子转移的方向和数目的方法：（1）单线桥式：特点：明确表示氧化还原反应中电子转移的方向和数目。
而且箭头（2）双线桥式：特点：明确表示氧化或还原时元素本身得失电子变化情况。
箭头不表示电子转移方向。
而且箭头都是由反应物指向生成物，所以在线桥上一定要注明“得”或“失”。
七、物质氧化性（还原性）相对强弱判断：（1）可依据若干反应条件的差异判断：条件越容易，反应速率越快，氧化性（还原性）越强，而不是以得失电子数多少。
例：判断反应中氧化剂的强弱。
2KMnO4＋16HCl=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O氧化能力：KMnO4＞MnO2＞O2（2）可依据金属活动顺序表判断：排位越后的金属，其原子的还原性越弱；而金属阳离子的氧化性越强。
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氧化还原反应氧化还原反应与四大基本反应类型得关系①置换反应都就是氧化还原反应;②复分解反应都不就是氧化还原反应;③有单质生成得分解反应就是氧化还原反应;④有单质参加得化合反应也就是氧化还原反应。
从数学集合角度考虑:氧化还原反应得概念1、基本概念2、基本概念之间得关系:氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物[例１]金属钛(Ti)性能优越,被称为继铁、铝制后得“第三金属”。
工业上以金红石为原料制取Ti 得反应为:a Ｔi Ｏ2＋bCl 2+cCaT ｉCl 4＋ｃCO ……反应① T ｉCl ４+２MgT ｉ+2M ｇC ｌ2 ……反应②关于反应①、②得分析不正确得就是( )①Ti Ｃl ４在反应①中就是还原产物,在反应②中就是氧化剂; ②C 、M ｇ在反应中均为还原剂,被还原;③在反应①、②中Mg 得还原性大于C,Ｃ得还原性大于ＴｉCl 4; ④a=1,b ＝c ＝2;⑤每生成１9、2g Ｔｉ,反应①、②中共转移４。
８m ｏｌ e -。
A 、①②④ B.②③④ C.③④ Ｄ.②⑤标电子转移得方向与数目(双线桥法、单线桥法)①单线桥法。
从被氧化(失电子,化合价升高)得元素指向被还原(得电子,化合价降低)得元素,标明电子数目,不需注明得失。
例:MnO 2＋4H Ｃl(浓)MnC ｌ2+Ｃl 2↑+２H 2O②双线桥法。
得失电子分开注明,从反应物指向生成物(同种元素)注明得失及电子数。
例:M ｎO 2+4H Ｃl(浓)Mn Ｃl 2+Ｃl ２↑+2Ｈ2O两类特殊得化学反应①歧化反应,同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高,部分原子化合价降低。
例:３Ｃl 2+6KOH ＫC ｌO ３+5ＫC ｌ+3H 2O②归中反应、不同价态得同种元素得原子在反应中趋于中间价态,解此类题最好将该元素得不同价态用数轴标出,变化得区域只靠拢,不重叠。
例:KClO 3+6HCl3Ｃｌ２+ 6KCl ↑ +3Ｈ２O 物质得氧化性强弱、还原性强弱得比较,得到电子越容易→氧化性越强还原性→失电子性,失去电子越容易→还原性越强由此,金属原子因其最外层电子数较少,通常都容易失去电子,表现出还原性,所以,一般来说,金属性也就就是还原性;非金属原子因其最外层电子数较多,通常都容易得到电子,表现出氧化性,所以,一般来说,非金属性也就就是氧化性。
1、根据金属活动性顺序来判断:一般来说,越活泼得金属,失电子氧化成金属阳离子越容易,其阳离子得电子还原成金属单质越难,氧化性越弱;反之,越不活泼得金属,失电子氧化成金属阳离子越难,其阳离子得电子还原成金属单质越容易,氧化性越强。
得2e -——2e -失2e -—— 失5e 得5×e得5e-2.根据非金属活动性顺序来判断:一般来说,越活泼得非金属,得到电子还原成非金属阴离子越容易,其阴离子失电子氧化成单质越难,还原性越弱。
3。
根据氧化还原反应发生得规律来判断: 氧化还原反应可用如下式子表示:规律:反应物中氧化剂得氧化性强于生成物中氧化产物得氧化性,反应物中还原剂得还原性强于生成物中还原产物得还原性、４。
根据氧化还原反应发生得条件来判断:如:Mｎ02+4HCｌ(浓) MnＣl2+Ｃ1２↑+2H2０2ＫMn04+１6HCl(浓)＝2MnCl2+５C12↑＋8H2O后者比前者容易(不需要加热),可判断氧化性KMn0４〉Mｎ０2５、根据反应速率得大小来判断:如:２Ｎa２ＳO３+O2=2Nａ2ＳO4(快), 2Ｈ2SO３＋O2＝２H2SO4(慢), ,其还原性: Na２SO４＞H２SO３＞SO26.根据被氧化或被还原得程度来判断:如:,, 即氧化性:。
又如:,,即有还原性:。
7、根据原电池得正负极来判断:在原电池中,作负极得金属得还原性一般比作正极金属得还原性强、8。
根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。
如:Cl－失去电子得能力强于ＯH—,还原性:。
9、根据元素在周期表中位置判断:(１)对同一周期金属而言,从左到右其金属活泼性依次减弱。
如Na、Mg、Ａ1金属性依次减弱,其还原性也依次减弱、(2)对同主族得金属而言,从上到下其金属活泼性依次增强。
如Li、Na、Ｋ、Ｒb、Cs 金属活泼性依次增强,其还原性也依次增强。
(３)对同主族得非金属而言,从上到下其非金属活泼性依次减弱。
如F、Ｃl、Br、Ｉ非金属活泼性依次减弱,其氧化性也依次减弱。
10。
根据(氧化剂、还原剂)元素得价态进行判断:元素处于最高价只有氧化性,最低价只有还原性,处于中间价态既有氧化又有还原性。
一般来说,同种元素价越高,氧化性越强;价越低还原性越强。
如氧化性:Fe3+〉Ｆe2+〉Fe, Ｓ(+6价)〉Ｓ(＋4价)等,还原性:Ｈ2S〉Ｓ>ＳＯ2,但就是,氧化性:HClO４< HＣｌO34< HＣlO２4＜ＨＣlO。
注意:物质得氧化性、还原性不就是一成不变得。
同一物质在不同得条件下,其氧化能力或还原能力会有所不同。
如:氧化性:ＨNO3(浓)＞ＨNO3(稀);Cｕ与浓H2SO4常温下不反应,加热条件下反应;ＫMnＯ４在酸性条件下得氧化性比在中性、碱性条件下强。
[例2］常温下,在下列溶液中发生如下反应①16Ｈ+＋10Ｚ—+2XO4-＝2x２+＋5Z2+8Ｈ2O ②2A2+ +B2＝2A3++2B—③2Ｂ—+Z2=B２+2Z-由此判断下列说法错误得就是( )A.反应Z2+２A２+＝2A3+＋２Ｚ－可以进行。
B、Z元素在①③反应中均被还原C。
氧化性由强到弱得顺序就是XＯ4－、Ｚ2、B2、A3＋Ｄ。
还原性由强到弱得顺序就是A2+、B-、Z-、X2+常见氧化剂(1)非金属性较强得单质:F2、Cl2、Br2、Ｉ2、O３、Ｏ2等(2)变价元素中高价态化合物:KCｌO3、KＭnO4、Fｅ3+盐、Ｋ2Ｃr2O7、浓Ｈ2SＯ４、ＨNO3等(3)其它HＣlO、ＭnO2、Na2Ｏ2、H2O2、NO２等常见还原剂(１)金属性较强得单质K、Na、Mg、Ａl、Fe、Zn(２)某些非金属单质:H2、C、Ｓｉ等(3)变价元素中某些低价态化合物:H2Ｓ、HＢｒ、ＨI、Fe2＋及盐,SＯ2等氧化还原反应方程式得配平方法1。
配平原则:电子守恒、原子守恒、电荷守恒2、化合价升降法得基本步骤为:“一标、二等、三定、四平、五查”、“一标”指得就是标出反应中发生氧化与还原反应得元素得化合价,注明每种物质中升高或降低得总价数。
“二等”指得就是化合价升降总数相等,即为两个互质(非互质得应约分)得数交叉相乘。
“三定”指得就是用跟踪法确定氧化产物、还原产物化学式前得系数。
“四平”指得就是通过观察法配平其它各物质化学式前得系数。
“五查”指得就是在有氧元素参加得反应中可通过查对反应式左右两边氧原子总数就是否相等进行复核(离子反应还应检查电荷数就是否相等),如相等则方程式已配平,最后将方程式中“-”改为“=”。
[例3］对于反应K ＭnO 4+ＨC ｌ→K Ｃl+MnCl 2＋Cl 2+Ｈ2O(未配平),若有０。
1m ｏl KMnO 4参加反应,下列说法正确得就是( )A.其转移电子0。
5m ｏlB.生成Ｃｌ20。
5molC.参加反应ＨＣl 为16mol Ｄ。
C ｌ2就是还原产物氧化还原反应得五条基本规律:(１)电子得失守恒规律:氧化剂得到电子总数=还原剂失去电子总数;(２)“以强制弱"规律:氧化剂+还原剂=较弱氧化剂+较弱还原剂;这就是氧化还原反应发生得条件、(3)价态归中规律:同一元素不同价态间发生得氧化还原反应,化合价得变化规律遵循:高价+低价→中间价态,中间价态可相同、可不同,但只能靠近不能相互交叉(即价态向中瞧齐)、K Ｃl Ｏ3＋６H Ｃl =ＫCl ＋3Cl 2+3H 2Ｏ 而不就是ＫC ｌO ３+６HCl=K Ｃｌ+3Cl ２＋3H 2Ｏ (４)歧化反应规律:发生在同一物质分子内、同一价态得同一元素之间得氧化还原反应,叫做-5e -+5e - -6e -+6e -歧化反应、其反应规律就是:所得产物中,该元素一部分价态升高,一部分价态降低,即“中间价→高价＋低价"。
具有多种价态得元素(如氯、硫、氮与磷元素等)均可发生歧化反应,如: Cl 2十2NaOH=ＮａCl 十ＮａClO 十Ｈ２0(5)优先反应原理: 在溶液中如果存在多种氧化剂(还原剂),当向溶液中加入一种还原剂(或氧化剂)时,还原剂(或氧化剂)先把氧化性(或还原性)强得氧化剂(或还原剂)还原(或氧化)。
四、巩固练习 氧化还原反应一、选择题１、下面有关氧化还原反应得叙述不正确得就是 ( ) A.在反应中不一定所有元素得化合价都发生变化 B.肯定有一种元素被氧化,另一种元素被还原Ｃ.在氧化还原反应中,失去电子得物质,所含元素化合价降低 Ｄ、氧化还原反应得本质就是电子得转移 2。
下列反应中,属于氧化还原反应得就是( )A.CaCO 3+２ＨCl ＣaC ｌ2+CO 2↑＋Ｈ2Ｏ Ｂ.C ａO+H 2OCa(O Ｈ)2 Ｃ、Ｆｅ+C ｕＳO 4FeSO 4+Cu D 。
3。
C ａＨ2常做生氢剂,其中氢元素就是—1价,化学方程式为:CaH 2+2H 2O=Ca(ＯＨ)2＋２H ２↑,其中水就是 ( )A 、还原剂 Ｂ。
既就是氧化剂,又就是还原剂 Ｃ.氧化剂 D.既不就是氧化剂,又不就是还原剂 ４、在２K ＭｎO ４==2K 2Ｍn Ｏ４ + MnO 2 + O 2↑中,KMnO 4所起得作用就是:( )A.氧化剂 B 。
既不就是氧化剂又不就是还原剂 C.还原剂 D.既就是氧化剂又就是还原剂5.黑火药得爆炸反应为: , 其中被还原得元素就是 ( )A 、NB 、Ｃ C.Ｎ与S D 。
N 与C ６.在下列生成二氧化硫得反应中,反应物中得含硫物质被氧化得就是A. 硫在空气中燃烧 Ｂ. 铜片与浓硫酸共热 C 。
红热得木炭与浓硫酸反应 D. 亚硫酸钠与稀硫酸反应 ７、下列微粒①Al 3+ ②Cl③N ２ ④Mn Ｏ4⑤CO ２ ⑥H 2O 2 ⑦Fe ２＋⑧ＭnO ４2－既具有氧化性又具有还原性得就是 ﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩ△2KNO 3+S+3C====K 2S+N 2↑+3CO 2↑A.①④⑤⑦ﻩＢ、③⑥⑦⑧ﻩﻩ C.④⑤⑥⑧ﻩD。
①②③⑥８。
人体血红蛋白中含有Fｅ２+离子,如果误食亚硝酸盐,会使人中毒,因为亚硝酸盐会使Fe2＋离子转化为Fe3+离子,生成高铁血红蛋白而丧失与O２得结合得能力,服用维生素Ｃ可缓解亚硝酸盐得中毒,这说明维生素C具有( )A.酸性B.碱性C.氧化性 D、还原性9。
下列变化必须加入氧化剂才能实现得就是( )A。
ＣuＯ→CuSO4 B。
CＯ２→CO C.Fｅ→Fe３Ｏ4D.ＫCｌＯ3→Ｏ２10、从海水中可以提取溴,主要反应为:２Ｂr—+Cl2=2Cl—+Br２,下列说法正确得就是Ａ。